Mit Google fortfahren
Äquivalenzpunkt erkennen und berechnen
Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn Säure und Base genau im Verhältnis der Reaktionsgleichung miteinander umgesetzt wurden. Er beschreibt also ein Stoffmengenverhältnis – nicht automatisch den pH-Wert 7 und nicht bloß einen beobachteten Farbumschlag.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Drei Punkte, die du unterscheiden musst
Stell dir vor, du gibst eine Maßlösung bekannter Konzentration zu einer Probelösung unbekannter Konzentration. Drei Begriffe beschreiben dabei verschiedene Dinge.
Äquivalenzpunkt
Am Äquivalenzpunkt ist genau die Stoffmenge Maßlösung zugegeben, die nach der ausgeglichenen Reaktionsgleichung zur vollständigen Umsetzung des untersuchten Stoffes nötig ist. Deshalb heißt er auch stöchiometrischer Punkt.
Neutralpunkt
Der Neutralpunkt bezeichnet in wässriger Lösung den pH-Wert 7. Er fällt nur bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base mit dem Äquivalenzpunkt zusammen.
Experimenteller Endpunkt
Der experimentelle Endpunkt ist das beobachtete Signal, bei dem du die Zugabe beendest, zum Beispiel der Farbumschlag eines Indikators. Er soll möglichst nahe am theoretischen Äquivalenzpunkt liegen.
Äquivalent bedeutet „im passenden Reaktionsverhältnis“. Es bedeutet nicht automatisch gleiche Stoffmengen, gleiche Volumina oder gleiche Konzentrationen.
So berechnest du das Äquivalenzvolumen
Zuerst liest du aus der ausgeglichenen Reaktionsgleichung ab, in welchem Stoffmengenverhältnis Säure und Base reagieren. Für Salzsäure und Natronlauge gilt ein Verhältnis von 1:1:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Die Stoffmenge einer gelösten Substanz berechnest du mit
$$n = c \cdot V$$
Dabei ist $n$ die Stoffmenge in mol, $c$ die Stoffmengenkonzentration in mol/L und $V$ das Volumen in L.
Bei einer 1:1-Reaktion gilt am Äquivalenzpunkt:
$$c(\mathrm{Säure}) \cdot V(\mathrm{Säure}) = c(\mathrm{Base}) \cdot V(\mathrm{Base})$$
Gegeben: 25,0 mL Salzsäure mit $c = 0{,}100\,\mathrm{mol/L}$ werden mit Natronlauge derselben Konzentration titriert.
- Volumen umrechnen: $25{,}0\,\mathrm{mL} = 0{,}0250\,\mathrm{L}$.
- Stoffmenge der Säure berechnen:
$$n(\mathrm{HCl}) = 0{,}100\,\mathrm{mol/L} \cdot 0{,}0250\,\mathrm{L} = 0{,}00250\,\mathrm{mol}$$
- Wegen des Verhältnisses 1:1 werden $0{,}00250\,\mathrm{mol}$ Natriumhydroxid benötigt.
- Volumen der Maßlösung bestimmen:
$$V(\mathrm{NaOH}) = \frac{0{,}00250\,\mathrm{mol}}{0{,}100\,\mathrm{mol/L}} = 0{,}0250\,\mathrm{L} = 25{,}0\,\mathrm{mL}$$
Der Äquivalenzpunkt liegt bei einer Zugabe von 25,0 mL Natronlauge. Das Ergebnis ist plausibel: Bei gleicher Konzentration und einem Verhältnis von 1:1 sind auch die Volumina gleich.
Bei anderen Reaktionsverhältnissen darfst du die 1:1-Gleichung nicht einfach übernehmen. Ein Mol Schwefelsäure kann bei vollständiger Neutralisation zwei Mol Kaliumhydroxid benötigen:
H₂SO₄ + 2 KOH → K₂SO₄ + 2 H₂O
Warum der pH-Wert nicht immer 7 ist
Am Äquivalenzpunkt ist die stöchiometrische Umsetzung erreicht. Welche Teilchen danach in der Lösung vorliegen und mit Wasser reagieren, entscheidet über den pH-Wert.
- Starke Säure + starke Base: Der Äquivalenzpunkt liegt bei pH 7.
- Schwache Säure + starke Base: Die korrespondierende Base der schwachen Säure bleibt zurück und kann mit Wasser Hydroxid-Ionen bilden. Die Lösung ist basisch.
- Starke Säure + schwache Base: Die korrespondierende Säure der schwachen Base kann Protonen an Wasser abgeben. Die Lösung ist sauer.
Essigsäure reagiert mit Natronlauge:
CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O
Am Äquivalenzpunkt liegt unter anderem Acetat vor. Acetat ist die korrespondierende Base der schwachen Essigsäure und reagiert teilweise mit Wasser. Dadurch entstehen Hydroxid-Ionen; der pH-Wert liegt über 7.
Wähle in jeder Lücke die passende Form und prüfe anschließend deine Antworten.
Bei einer starken Säure und einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt bei pH . Eine schwache Säure mit einer starken Base führt am Äquivalenzpunkt zu einer Lösung. Der pH-Wert 7 bezeichnet den .
So findest du den Punkt im Experiment
Bei einer pH-metrischen Titration trägst du den pH-Wert gegen das zugegebene Volumen der Maßlösung auf. Der Äquivalenzpunkt liegt am Wendepunkt, also in der Mitte des steilen pH-Sprungs. Dort ist die Steigung der Kurve am größten.
Ein Indikator liefert dagegen einen beobachtbaren Endpunkt. Sein Umschlagsbereich muss den erwarteten pH-Wert des Äquivalenzpunkts umfassen. Ein Indikator mit Umschlag nahe pH 7 passt daher nicht automatisch zu jeder Titration.
Bei einer Leitfähigkeitstitration wird die elektrische Leitfähigkeit gegen das zugegebene Volumen aufgetragen. Im Beispiel Salzsäure/Natronlauge sinkt sie bis zum Äquivalenzpunkt, weil sehr bewegliche Oxonium-Ionen verbraucht und durch weniger bewegliche Natrium-Ionen ersetzt werden. Nach dem Äquivalenzpunkt bleiben zusätzlich zugegebene Hydroxid-Ionen übrig; die Leitfähigkeit steigt. Das Minimum markiert hier den Äquivalenzpunkt.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Äquivalenzpunkt
- Bedeutung
- stöchiometrisch passende Stoffmengen
- nicht automatisch pH 7
- Berechnung
- Reaktionsverhältnis bestimmen
- Stoffmenge mit n = c · V berechnen
- Äquivalenzvolumen ermitteln
- Nachweis
- Wendepunkt der pH-Kurve
- passender Indikator als Näherung
- Leitfähigkeitskurve
- Bedeutung